Tämä oppitunti on omistettu aiheen "Elektrolyyttinen dissosiaatio" tutkimukselle. Tutkiessaan tätä aihetta ymmärrät joidenkin hämmästyttävien tosiasioiden olemuksen: miksi happojen, suolojen ja alkalien liuokset johtavat sähköä; Miksi elektrolyyttiliuoksen kiehumispiste on korkeampi kuin ei-elektrolyyttiliuoksen?

Aihe: Kemiallinen sidos.

Oppitunti:Elektrolyyttinen dissosiaatio

Oppituntimme teema on Elektrolyyttinen dissosiaatio". Yritämme selittää joitain hämmästyttäviä tosiasioita:

Miksi happojen, suolojen ja alkalien liuokset johtavat sähköä?

Miksi elektrolyyttiliuoksen kiehumispiste on aina korkeampi kuin saman pitoisuuden ei-elektrolyyttiliuoksen kiehumispiste?

Svante Arrhenius

Vuonna 1887 ruotsalainen fyysikko kemisti Svante Arrhenius, tutkiessaan vesiliuosten sähkönjohtavuutta hän ehdotti, että tällaisissa liuoksissa aineet hajoavat varautuneiksi hiukkasiksi - ioneiksi, jotka voivat siirtyä elektrodeille - negatiivisesti varautuneeksi katodiks ja positiivisesti varautuneeksi anodiksi.

Tämä on syy ratkaisujen sähkövirtaan. Tätä prosessia kutsutaan elektrolyyttinen dissosiaatio(kirjaimellinen käännös - halkeaminen, hajoaminen sähkön vaikutuksesta). Tämä nimi viittaa myös siihen, että dissosiaatio tapahtuu sähkövirran vaikutuksesta. Lisätutkimukset ovat osoittaneet, että näin ei ole: ionit ovat vainVarauksenkantajat liuoksessa ja ovat siinä riippumatta siitä, kulkeeko se läpiratkaisu virtaa vai ei. Svante Arrheniuksen aktiivisella osallistumisella muotoiltiin elektrolyyttisen dissosiaation teoria, joka on usein nimetty tämän tiedemiehen mukaan. Tämän teorian pääajatuksena on, että elektrolyytit liuottimen vaikutuksesta hajoavat spontaanisti ioneiksi. Ja juuri nämä ionit ovat varauksenkuljettajia ja vastaavat liuoksen sähkönjohtavuudesta.

Sähkövirta on vapaiden varautuneiden hiukkasten suunnattua liikettä. Tiedät jo sen suolojen ja alkalien liuokset ja sulatteet ovat sähköä johtavia, koska ne eivät koostu neutraaleista molekyyleistä, vaan varautuneista hiukkasista - ioneista. Kun sulaa tai liukenee, ioneista tulee vapaa sähkövarauksen kantajat.

Aineen hajoamista vapaiksi ioneiksi sen liukenemisen tai sulamisen aikana kutsutaan elektrolyyttiseksi dissosiaatioksi.

Riisi. 1. Kaavio hajoamisesta natriumkloridi-ioneiksi

Elektrolyyttisen dissosiaation ydin on, että ionit vapautuvat vesimolekyylin vaikutuksesta. Kuva 1. Elektrolyytin hajoamisprosessi ioneiksi esitetään kemiallisen yhtälön avulla. Kirjoitetaan dissosiaatioyhtälö natriumkloridille ja kalsiumbromidille. Yhden natriumkloridimoolin dissosioituminen tuottaa yhden moolin natriumkationeja ja yhden moolin kloridianioneja. NaCl⇄ Na + + Cl -

Yhden moolin kalsiumbromidia dissosioituminen tuottaa yhden moolin kalsiumkationeja ja kaksi moolia bromidianioneja.

CaBr 2 ⇄ Ca 2+ + 2 Br -

Huomautus: koska sähköisesti neutraalin hiukkasen kaava on kirjoitettu yhtälön vasemmalle puolelle, ionien kokonaisvarauksen tulee olla nolla.

Johtopäätös: suolojen hajoamisen aikana muodostuu happojäännöksen metallikationeja ja anioneja.

Harkitse alkalien elektrolyyttistä dissosiaatioprosessia. Kirjoitetaan dissosiaatioyhtälö kaliumhydroksidin ja bariumhydroksidin liuokseen.

Yhden kaliumhydroksidimoolin dissosioituminen tuottaa yhden moolin kaliumkationeja ja yhden moolin hydroksidianioneja. KOH⇄ K + + vai niin -

Yhden bariumhydroksidimoolin dissosioituminen tuottaa yhden moolin bariumkationeja ja kaksi moolia hydroksidianioneja. Ba(vai niin) 2 ⇄ Ba 2+ + 2 vai niin -

Johtopäätös: alkalien elektrolyyttisessä dissosiaatiossa muodostuu metallikationeja ja hydroksidianioneja.

Veteen liukenemattomat emäkset käytännössä eivät kuulu elektrolyyttinen dissosiaatio, koska ne ovat käytännössä veteen liukenemattomia, ja kuumennettaessa ne hajoavat, joten niitä ei voida saada sulassa.

Riisi. 2. Kloorivedyn ja veden molekyylien rakenne

Harkitse happojen elektrolyyttistä dissosiaatioprosessia. Happomolekyylit muodostuvat polaarisesta kovalenttisesta sidoksesta, mikä tarkoittaa, että hapot eivät koostu ioneista, vaan molekyyleistä.

Herää kysymys - miten happo sitten dissosioituu, eli miten vapaasti varautuneita hiukkasia muodostuu happoihin? Osoittautuu, että ionit muodostuvat happamissa liuoksissa juuri liukenemisen aikana.

Harkitse kloorivedyn elektrolyyttistä dissosiaatioprosessia vedessä, mutta tätä varten kirjoitamme ylös kloorivedyn ja veden molekyylien rakenteen. Kuva 2.

Molemmat molekyylit muodostuvat kovalenttisesta polaarisesta sidoksesta. Kloorivetymolekyylin elektronitiheys siirtyy klooriatomiin ja vesimolekyylissä happiatomiin. Vesimolekyyli pystyy repimään vetykationin irti vetykloridimolekyylistä, jolloin muodostuu hydroniumkationi H 3 O +.

Elektrolyyttisen dissosiaation reaktioyhtälössä hydroniumkationin muodostumista ei aina oteta huomioon - yleensä sanotaan, että muodostuu vetykationi.

Sitten yhtälö vetykloridin dissosiaatiolle näyttää tältä:

HCl⇄ H + + Cl -

Yhden kloorivedyn moolin dissosioitumisen aikana muodostuu yksi mooli vetykationia ja yksi mooli kloridianioneja.

Rikkihapon vaiheittainen dissosiaatio

Harkitse rikkihapon elektrolyyttistä dissosiaatioprosessia. Rikkihappo dissosioituu vaiheittain, kahdessa vaiheessa.

minä- Dissosioitumisen I vaihe

Ensimmäisessä vaiheessa yksi vetykationi irtoaa ja muodostuu hydrosulfaattianioni.

II - I dissosiaatiovaihe

Toisessa vaiheessa tapahtuu edelleen hydrosulfaattianionien dissosiaatiota. HSO 4 - ⇄ H + + NIIN 4 2-

Tämä vaihe on palautuva, eli syntyneet sulfaatti-ionit voivat kiinnittää vetykationeja itseensä ja muuttua hydrosulfaatti-anioneiksi. Tämä näkyy palautuvuuden merkillä.

On happoja, jotka eivät hajoa kokonaan edes ensimmäisessä vaiheessa - tällaiset hapot ovat heikkoja. Esimerkiksi hiilihappo H2CO3.

Nyt voimme selittää, miksi elektrolyyttiliuoksen kiehumispiste on korkeampi kuin ei-elektrolyyttiliuoksen kiehumispiste.

Liuotettuna liuenneen aineen molekyylit ovat vuorovaikutuksessa liuottimen, esimerkiksi veden, molekyylien kanssa. Mitä enemmän liuenneen aineen hiukkasia on yhdessä tilavuudessa vettä, sitä korkeampi sen kiehumispiste on. Kuvittele nyt, että yhtä suuret määrät elektrolyyttiainetta ja ei-elektrolyyttiainetta liuotetaan yhtä suureen määrään vettä. Vedessä oleva elektrolyytti hajoaa ioneiksi, mikä tarkoittaa, että sen hiukkasten lukumäärä on suurempi kuin ei-elektrolyytin liukeneessa. Siten vapaiden hiukkasten läsnäolo elektrolyytissä selittää, miksi elektrolyyttiliuoksen kiehumispiste on korkeampi kuin ei-elektrolyyttiliuoksen kiehumispiste.

Yhteenveto oppitunnista

Tällä oppitunnilla opit, että happojen, suolojen ja alkalien liuokset ovat sähköä johtavia, koska niiden liukeneessa muodostuu varautuneita hiukkasia - ioneja. Tätä prosessia kutsutaan elektrolyyttiseksi dissosiaatioksi. Suolojen dissosioitumisen aikana muodostuu happamien jäännösten metallikationeja ja anioneja. Alkalien hajoamisen aikana muodostuu metallikationeja ja hydroksidianioneja. Happojen dissosioitumisen aikana muodostuu happojäännöksen vetykationeja ja anioneja.

1. Rudzitis G.E. Epäorgaaninen ja orgaaninen kemia. Luokka 9: oppikirja oppilaitoksille: perustaso / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman. M.: Valaistuminen. 2009 119 s.: ill.

2. Popel P.P. Kemia: 8. luokka: oppikirja yleisille oppilaitoksille / P.P. Popel, L.S. Krivlya. -K.: IC "Akatemia", 2008.-240 s.: ill.

3. Gabrielyan O.S. Kemia. Luokka 9 Oppikirja. Kustantaja: Drofa.: 2001 224s.

1. Nro 1,2 6 (s.13) Rudzitis G.E. Epäorgaaninen ja orgaaninen kemia. Luokka 9: oppikirja oppilaitoksille: perustaso / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman. M.: Valaistuminen. 2009 119 s.: ill.

2. Mikä on elektrolyyttinen dissosiaatio? Mitä aineluokkia ovat elektrolyytit?

3. Millaisia ​​sidoksia sisältävät aineet ovat elektrolyyttejä?

Riippuen mekanismista, jolla virta kulkee johtimien läpi, erotetaan ensimmäisen ja toisen tyyppiset johtimet. Ensimmäisen tyypin johtimia, joilla on elektroninen johtavuus, ovat metallit, oksidit, sulfidit ja kivihiili. 2. tyypin johtimet ovat aineita, jotka hajoavat tietyissä olosuhteissa ioneiksi: niillä on ionijohtavuus. Aineita, joiden liuokset tai sulat johtavat sähköä, kutsutaan elektrolyyteiksi. Aineita, joiden liuokset tai sulat eivät johda sähkövirtaa, kutsutaan ei-elektrolyyteiksi; Elektrolyyttejä ovat hapot, emäkset ja melkein kaikki suolat; ei-elektrolyyttejä ovat useimmat orgaaniset yhdisteet. Liuoksessa tai sulassa elektrolyytit hajoavat ioneiksi. Elektrolyyttien hajoamista ioneiksi, kun ne liukenevat veteen, kutsutaan elektrolyyttiseksi dissosiaatioksi. Dissosiaatio liuoksissa tapahtuu polaaristen liuotinmolekyylien vaikutuksesta. Suloissa dissosiaatio tapahtuu aineen kuumenemisen seurauksena. Elektrolyyttisen dissosiaation teorian kehitti kuuluisa ruotsalainen kemisti S. Arrhenius (1887). Nykyaikaisen elektrolyyttisen dissosiaation teorian pääsäännökset: |T] Veteen liuotettuna elektrolyytit hajoavat (dissosioituvat) positiivisiksi ja negatiivisiksi hiukkasiksi (ioneiksi), jotka ovat liuoksessa kaoottisessa liikkeessä. 1 K°> "Toiselle dissosiaatiovaiheelle HS"<± Н+ + S2" значение константы диссоциации KD равно: n2s К D Для полной диссоциации H9S 7=* 2Н+ + S2" н,s значение константы диссоциации KDr равно произведению констант диссоциации по первой и второй ступени: KH2S V^i® . V D Dl Da . При прочих равных условиях KDj >>... KD . »kun taas protonin irtoaminen neutraalista molekyylistä tapahtuu aina helpommin kuin negatiivisesti varautuneista ioneista. Tärkeä dissosiaatioprosessi on veden dissosiaatio: H20 t ± H + + OH. Tämän prosessin vakio 25 ° C:ssa on: yhtä suuri kuin vesimoolien kokonaismäärä 1 litrassa, eli [H20] \u003d 1000 / 18 - 55,56 mol, sitten [H +] [OH "] - \u003d 10 ~ 14. Tästä syystä H +- ja OH-ionien konsentraation tulo "tietyssä lämpötilassa on vakio. Tätä tuotetta kutsutaan veden ionituotteeksi (Kj ^ q). Koska hydratoituneiden vety-ionien ja hydroksidi-ionien pitoisuus on sama vedessä, [H+] = [OH"]- = 10-7 mol/l. Liuosta, jossa on yhtä suuret ionipitoisuudet, kutsutaan neutraaliksi; liuos, jossa [H+] > [OH~] on hapan; ratkaisu, jossa [H+]< [ОН"] - щелочным (основным). На практике использование концентрации ионов водорода для характеристики кислотности среды неудобно. Обычно для этой цели применяют величину отрицательного десятичного логарифма концентрации водородных ионов, которую называют водородным показателем рН («пэ аш»): pH--lg. Тогда для нейтральной среды рН = -lglO"7 = 7, для кислых растворов рН < 7, для щелочных рН >7. Esimerkki 1 Määritä vety-ionien ja hydroksidi-ionien pitoisuus 5 10~4 M suolahappoliuoksessa. Annettu: Cm (HC1) « 5 10 "4 M Etsi: [H +]; [OH "] Ratkaisu: Koska HC1 on vahva elektrolyytti, [H +] on yhtä suuri kuin hapon moolipitoisuus, eli CH + \u003d 5 10-4 mol/l, 10"14 10"14 = WT ~ 5 > 10-4 "2" 10 M0L/L-Vastaus: [H+] = 5 10-4 mol/l; [OH "] \u003d 2 10 "p mol / l. Esimerkki 2 Määritä 0,01 M KOH-liuoksen pH. Annettu: Etsi: pH (p-ra) Ratkaisu: KOH on vahva elektrolyytti, ja siksi [OH ~] on yhtä suuri kuin alkalipitoisuus, eli [OH "] \u003d 10" 2 mol / l. 1 (G14 KG1 mol / l "pH - -lg \u003d -lglO" 12 \u003d 12. Vastaus: pH \u003d 12.

Kemian peruspilari yhdessä D. I. Mendelejevin jaksollisen järjestelmän, A. M. Butlerovin orgaanisten yhdisteiden rakenteen ja muiden merkittävien löytöjen kanssa on elektrolyyttisen dissosiaation teoria. Svante Arrhenius kehitti sen vuonna 1887 selittämään elektrolyyttien erityiskäyttäytymistä vedessä, muissa polaarisissa nesteissä ja sulaissa. Hän löysi kompromissin kahden tuolloin olemassa olevan kategorisesti erilaisen ratkaisuteorian - fysikaalisen ja kemiallisen - välillä. Ensimmäinen väitti, että liuennut aine ja liuotin eivät ole vuorovaikutuksessa toistensa kanssa millään tavalla muodostaen yksinkertaisen mekaanisen seoksen. Toinen on se, että niiden välillä on kemiallinen sidos. Kävi ilmi, että itse asiassa molemmat ominaisuudet ovat luontaisia ​​ratkaisuille.

Tieteen myöhemmissä kehitysvaiheissa monet tutkijat jatkoivat tutkimusta ja kehitystä tällä alueella perustuen saatavilla olevaan tietoon atomien rakenteesta ja niiden välisten kemiallisten sidosten luonteesta. Erityisesti I. A. Kablukov käsitteli kysymystä solvataatioprosesseista, V. A. Kistyakovsky määritti kapillaarissa olevan nestepylvään nousun riippuvuuden kiehumislämpötilaolosuhteissa molekyylipainosta.

Nykyaikainen teorian tulkinta

Ennen tämän löydön tuloa monia halkaisuprosessien ominaisuuksia ja olosuhteita ei tutkittu, samoin kuin itse ratkaisuja. Elektrolyyttinen dissosiaatio on prosessi, jossa aine hajoaa sen muodostaviksi ioneiksi vedessä tai muissa polaarisissa nesteissä, yhdistehiukkasten vuorovaikutus liuotinmolekyylien kanssa, kationien ja anionien liikkuvuuden ilmaantuminen kidehilan solmuihin sulamisen vuoksi. Tämän seurauksena muodostuneet aineet saavat uuden ominaisuuden - sähkönjohtavuuden.

Liuoksen tai sulan vapaassa tilassa olevat ionit ovat vuorovaikutuksessa toistensa kanssa. Samankaltaiset hylkivät, toisin kuin ladatut houkuttelevat. Varautuneita hiukkasia solvatoivat liuotinmolekyylit - jokainen ympäröi tiukasti tiukasti suuntautuneilla dipoleilla Coulombin vetovoimien mukaisesti, tietyssä tapauksessa ne hydratoituvat, jos väliaine on vesipitoista. Kationien säteet ovat aina anioneja suuremmat johtuen niiden ympärillä olevien hiukkasten erityisestä järjestelystä, jonka reunoilla on varaukset.

Varautuneiden hiukkasten koostumus, luokitus ja nimet elektrolyyttisen dissosiaation valossa

Ioni on atomi tai atomiryhmä, jolla on positiivinen tai negatiivinen varaus. Niille on ominaista ehdollinen jako yksinkertaisiin (K (+) , Ca (2+) , H (+) - joka koostuu yhdestä kemiallisesta alkuaineesta), komplekseihin ja komplekseihin (OH (-) , SO 4 (2-), HCO 3 (- ) - useista). Jos kationi tai anioni liittyy liuotinmolekyyliin, sitä kutsutaan solvatoiduksi, jossa H 2 O -molekyylin dipoli on hydratoitunut.

Kun veden elektrolyyttinen dissosiaatio tapahtuu, muodostuu kaksi varattua hiukkasta H (+) ja OH (-). Vetyprotoni ottaa vastaan ​​jakamattoman elektroniparin happia toisesta vesimolekyylistä vapaalle kiertoradalle, jonka seurauksena muodostuu hydronium-ioni H 3 O (+).

Arrheniuksen löydön pääsäännöt

Kaikki epäorgaanisten yhdisteiden luokkien edustajat, paitsi oksidit, nesteiden orientoituneiden dipolien liuoksissa hajoavat, kemiallisesti - ne hajoavat suuremmassa tai pienemmässä määrin ioneihinsa. Tämä prosessi ei vaadi sähkövirran läsnäoloa; elektrolyyttinen dissosiaatioyhtälö on sen kaavamainen esitys.

Liuoksessa tai sulassa ionit voivat altistua sähkövirralle ja liikkua suuntaan kohti katodia (negatiivinen elektrodi) ja anodia (positiivinen). Jälkimmäiset houkuttelevat vastakkaisesti varautuneita atomiaggregaatteja. Sieltä hiukkaset saivat nimensä - kationit ja anionit.

Samanaikaisesti ja samanaikaisesti aineen hajoamisen kanssa tapahtuu käänteinen prosessi - ionien yhdistyminen alkuperäisiin molekyyleihin, joten aineen sataprosenttista liukenemista ei tapahdu. Tällainen elektrolyyttisen dissosiaatioreaktion yhtälö sisältää yhtäläisyysmerkin sen oikean ja vasemman osan välillä. Elektrolyyttinen dissosiaatio, kuten mikä tahansa muu reaktio, noudattaa kemiallista tasapainoa sääteleviä lakeja, eikä massatoiminnan laki ole poikkeus. Siinä todetaan, että ioneiksi hajoamisprosessin nopeus on verrannollinen elektrolyytin pitoisuuteen.

Aineiden luokitus dissosioitumisen aikana

Kemiallinen terminologia jakaa aineet liukenemattomiin, vähän liukeneviin ja liukeneviin. Kaksi viimeistä ovat heikkoja ja vahvoja elektrolyyttejä. Tiettyjen yhdisteiden liukoisuutta koskevat tiedot on koottu liukoisuustaulukkoon. Vahvojen elektrolyyttien hajoaminen on peruuttamaton prosessi; ne hajoavat täysin ioneiksi. Heikko - vain osittain, assosiaatioilmiö on heille luontainen ja siksi käynnissä olevien prosessien tasapaino.

On tärkeää huomata, että elektrolyytin liukoisuuden ja lujuuden välillä ei ole suoraa yhteyttä. Vahvalla se voi ilmaantua heikosti. Aivan kuten heikot elektrolyytit, ne voivat olla hyvin vesiliukoisia.

Esimerkkejä yhdisteistä, joiden liuokset johtavat sähköä

"Vahvojen elektrolyyttien" luokkaan kuuluvat kaikki hyvin dissosioituvat hapot, kuten typpi, kloorivety, bromi, rikki, perkloori ja muut. Samassa määrin alkalit ovat alkalihydroksideja ja "maa-alkalimetallien" ryhmän yksittäisiä edustajia. Suolojen elektrolyyttinen dissosiaatio on voimakasta lukuun ottamatta tiettyjä syanaatteja ja tiosyanaatteja sekä elohopea(II)kloridia.

"Heikkojen elektrolyyttien" luokkaa edustavat loput mineraalihapot ja melkein kaikki orgaaniset hapot: hiili-, sulfidi-, boori-, typpi-, rikki-, pii-, etikka- ja muut. Sekä niukkaliukoiset ja hiilivetyemäkset ja amfoteeriset hydroksidit (magnesium-, beryllium-, rauta-, sinkkihydroksidit hapetustilassa (2+)). Vesimolekyylit puolestaan ​​ovat erittäin heikkoja elektrolyyttejä, mutta hajoavat silti ioneiksi.

Dissosioituvien prosessien kvantitatiivinen kuvaus

Elektrolyyttisen dissosiaation aste itse asiassa luonnehtii halkeamisprosessin laajuutta. Se voidaan laskea - ioneiksi jakautuneiden hiukkasten lukumäärä on jaettava järjestelmässä liuenneen aineen molekyylien kokonaismäärällä. Tämä arvo on merkitty kirjaimella "alpha".

On loogista, että vahvoilla elektrolyyteillä "α" on yhtä tai sata prosenttia, koska hajoaneiden hiukkasten lukumäärä on yhtä suuri kuin niiden kokonaismäärä. Heikoille - aina vähemmän kuin yksi. Alkuperäisten molekyylien täydellistä hajoamista ioneiksi vesipitoisessa väliaineessa ei tapahdu, ja tapahtuu käänteinen prosessi.

Tärkeimmät hajoamisen täydellisyyteen vaikuttavat tekijät

Elektrolyyttisen dissosiaation asteeseen vaikuttavat useat kiistattomat tekijät. Ensinnäkin liuottimen ja siinä hajoavan aineen luonne on tärkeä. Esimerkiksi kaikilla vahvoilla elektrolyyteillä on kovalenttinen erittäin polaarinen tai ioninen sidos aineosien välillä. Nesteitä edustavat dipolit, erityisesti vesi, molekyyleissä tapahtuu varausten erottumista, ja niiden spesifisen orientaation seurauksena tapahtuu liuenneen aineen elektrolyyttistä dissosiaatiota.

Konsentraatio vaikuttaa käänteisesti alfa-arvoon. Kun se kasvaa, dissosiaatioasteen arvo pienenee ja päinvastoin. Itse prosessi on täysin endoterminen, eli sen käynnistämiseen tarvitaan tietty määrä lämpöä. Lämpötilatekijän vaikutus perustellaan seuraavasti: mitä suurempi se on, sitä suurempi dissosiaatioaste.

Toissijaiset tekijät

Moniemäksiset hapot, kuten fosfori, ja emäkset, joissa on useita hydroksyyliryhmiä, kuten Fe(OH) 3, hajoavat ioneiksi vaiheittain. Riippuvuus määritetään - jokaiselle seuraavalle dissosiaatiovaiheelle on ominaista aste, joka on tuhansia tai kymmeniä tuhansia kertoja pienempi kuin edellinen.

Hajoamisastetta voidaan muuttaa myös lisäämällä järjestelmään muita elektrolyyttejä, jotka muuttavat pääliuenneen aineen yhden ionin pitoisuutta. Tämä merkitsee tasapainon siirtymistä sivuun, mikä määräytyy Le Chatelier-Brownin säännön mukaan - reaktio etenee suuntaan, jossa havaitaan ulkopuolelta järjestelmään kohdistuvan vaikutuksen neutraloituminen.

Klassinen tasapainoprosessivakio

Heikon elektrolyytin hajoamisprosessin karakterisoimiseksi käytetään sen asteen lisäksi elektrolyyttistä dissosiaatiovakiota (Kd), joka ilmaistaan ​​kationien ja anionien pitoisuuksien suhteella järjestelmän alkumolekyylien kvantitatiiviseen pitoisuuteen. . Itse asiassa se on tavallinen kemiallinen tasapainovakio liuenneen aineen ioneiksi hajoamisen palautuvalle reaktiolle.

Esimerkiksi prosessissa, jossa yhdiste hajoaa sen osahiukkasiksi, dissosiaatiovakio (K d) määritetään liuoksen koostumuksen kationien ja anionien vakiopitoisuuksien osamäärällä, joka on nostettu potenssiin, joka vastaa niiden edessä olevat numerot kemiallisessa yhtälössä ja jäljellä olevien dissosioitumattomien kaavayksiköiden liuenneen aineen kokonaismäärä. On olemassa riippuvuus - mitä suurempi (K d), sitä suurempi on kationien ja anionien määrä järjestelmässä.

Heikosti hajoavan yhdisteen pitoisuuden, dissosiaatioasteen ja vakion välinen suhde määritetään Ostwaldin laimennuslakia käyttämällä yhtälöllä: K d \u003d α 2 s.

Vesi heikosti dissosioituvana aineena

Dipolimolekyylit hajoavat äärimmäisen pienessä määrin varautuneiksi hiukkasiksi, koska tämä on energeettisesti epäedullista. Silti tapahtuu hajoamista vetykationeiksi ja hydroksyylianioneiksi. Hydraatioprosessit huomioiden voidaan puhua hydroniumionin ja OH:n (-) muodostumisesta kahdesta vesimolekyylistä.

Vakio dissosiaatio määräytyy vetyprotonien ja hydroksidiryhmien tuotteen, jota kutsutaan veden ionituotteeksi, suhde hajoamattomien molekyylien tasapainopitoisuuteen liuoksessa.

Veden elektrolyyttinen dissosiaatio määrittää H (+) läsnäolon järjestelmässä, joka kuvaa sen happamuutta, ja OH (-) - emäksisyyden läsnäolon. Jos protonin ja hydroksyyliryhmän pitoisuudet ovat yhtä suuret, tällaista ympäristöä kutsutaan neutraaliksi. On olemassa niin kutsuttu pH-indeksi - tämä on negatiivinen logaritmi H:n (+) kokonaismäärästä liuoksessa. pH alle 7 osoittaa, että ympäristö on hapan, enemmän - noin sen emäksisyys. Tämä on erittäin tärkeä arvo, sillä sen kokeellisen arvon mukaan analysoidaan eri vesistöjen - järvien, lampien, jokien ja merien - biologisia, biokemiallisia ja kemiallisia reaktioita. Vetyindikaattorin merkitys teollisissa prosesseissa on myös kiistaton.

Reaktioiden ja merkintöjen tallentaminen

Kemiallisia merkkejä käyttävä elektrolyyttisen dissosiaation yhtälö kuvaa molekyylien hajoamisprosesseja vastaaviksi hiukkasiksi ja sitä kutsutaan ioniseksi. Se on monta kertaa yksinkertaisempi kuin tavallinen molekyyli, ja sillä on yleisempi muoto.

Tällaista yhtälöä laadittaessa on otettava huomioon, että aineet, jotka saostuvat tai poistuvat reaktioseoksesta osana kaasuhöyryä reaktion aikana, tulee aina kirjoittaa vain molekyylimuotoon, toisin kuin elektrolyyttiyhdisteet, joiden vahvat edustajat vain ioneihin jakautuneessa muodossa sisältyvät koostumukseen. Elektrolyyttinen dissosiaatio on niille peruuttamaton prosessi, koska liittyminen on mahdotonta halkeamattomien aineiden tai kaasujen muodostumisen vuoksi. Tämän tyyppisille yhtälöille pätevät samat säännöt kuin muihin kemiallisiin reaktioihin - vasemman ja oikean osan kertoimien summien on välttämättä oltava samat keskenään materiaalitasapainon ylläpitämiseksi.

Happojen ja emästen elektrolyyttinen dissosiaatio voi tapahtua useissa vaiheissa, jos aineet ovat moniemäksisiä tai polyhappoja. Jokaisella osareaktiolla on oma yhtälönsä.

Rooli kemian tieteessä ja sen kehittämisessä

Svante Arrheniuksen teorian luominen oli suurin merkitys fysiikan ja erityisesti sähkökemiallisen tieteen yleiselle muodostumisprosessille. Sellaisen ilmiön kuin elektrolyyttinen dissosiaatio, elektrodiprosessit, virtojen kulkemisen erityispiirteet eri välineiden läpi ja katodi-anodipotentiaalien induktioteoria ovat saaneet intensiivisen kehityksen pohjalta. Lisäksi ratkaisuteoria on kehittynyt huomattavasti. Ennennäkemättömät löydöt odottivat kemiallista kinetiikkaa, metallien ja metalliseosten korroosion alaa sekä työtä uusien suojakeinojen löytämiseksi sitä vastaan.

Nykymaailmassa on niin paljon uutta ja tuntematonta. Joka päivä tiedemiehet etenevät yhä pidemmälle sellaisen suuren tieteenalan kuin kemian tiedossa. Elektrolyyttinen dissosiaatio, samoin kuin sen luojat ja seuraajat, ovat ikuisesti ottaneet ylpeyden paikkansa maailmantieteen kehityksen yhteydessä.

Aineita, joiden liuokset (tai sulat) johtavat sähköä kutsutaan e le c t r o l i t a m i Usein itse näiden aineiden liuoksia kutsutaan myös elektrolyyteiksi. Nämä elektrolyyttiliuokset (sulat) ovat toisen tyyppiset johtimet, koska sähkön siirto tapahtuu niissä liikkeellä i o n o v - varautuneita hiukkasia. Positiivisesti varautunutta hiukkasta kutsutaan kationi (Ca +2), hiukkanen, jolla on negatiivinen varaus - anioni (ONKO HÄN -). Ionit voivat olla yksinkertaisia ​​(Ca +2, H +) ja monimutkaisia ​​(RO 4 - 3, HCO 3 - 2).

Elektrolyyttisen dissosiaatioteorian perustaja on ruotsalainen tiedemies S. Arrhenius. Teorian mukaan elektrolyyttinen dissosiaatio kutsutaan molekyylien hajoamiseksi ioneiksi, kun ne liuotetaan veteen, ja tämä tapahtuu ilman sähkövirran vaikutusta. Tämä teoria ei kuitenkaan vastannut kysymyksiin: mikä aiheuttaa ionien esiintymisen liuoksissa ja miksi positiiviset ionit törmäävät negatiivisiin ioneihin eivät muodosta neutraaleja hiukkasia.

Venäläiset tutkijat antoivat panoksensa tämän teorian kehittämiseen: D.I. Mendeleev, I. A. Kablukov - ratkaisujen kemiallisen teorian kannattajat, jotka kiinnittivät huomiota liuottimen vaikutukseen dissosiaatioprosessissa. Kablukov väitti, että liuennut aine on vuorovaikutuksessa liuottimen kanssa ( ratkaisuprosessi ) muodostaen vaihtelevan koostumuksen tuotteita ( s o l v a t y ).

Solvaatti on ioni, jota ympäröivät liuotinmolekyylit (solvaattikuori), joita voi olla eri määriä (tämän ansiosta saavutetaan vaihteleva koostumus). Jos liuotin on vesi, niin liuenneen aineen ja liuottimen molekyylien vuorovaikutusprosessia kutsutaan g i d r a t a c i e y, ja vuorovaikutustuote on g i d r a t o m.

Siten elektrolyyttisen dissosiaation syy on solvataatio (hydraatio). Ja se on ionien solvataatio (hydrataatio), joka estää käänteisen yhteyden neutraaleiksi molekyyleiksi.

Kvantitatiivisesti dissosiaatioprosessille on ominaista arvo elektrolyyttisen dissosiaation asteet ( α ), joka on ionisoituneen aineen määrän suhde liuenneen aineen kokonaismäärään. Tästä seuraa, että vahvoilla elektrolyyteillä α = 1 tai 100 % (liuoksessa on liuenneita ioneja), heikoille elektrolyyteille 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (liuoksessa ei ole ioneja). Liuenneen aineen ja liuottimen luonteen lisäksi määrä α riippuu liuoksen pitoisuudesta ja lämpötilasta.

Jos liuotin on vettä, vahvoja elektrolyyttejä ovat:

1) kaikki suolat;

2) seuraavat hapot: HCl, HBr, HI, H2S04, HNO3, HC104;

3) seuraavat emäkset: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

Elektrolyyttinen dissosiaatioprosessi on palautuva, joten sitä voidaan luonnehtia tasapainovakion arvolla, jota heikon elektrolyytin tapauksessa kutsutaan ns. dissosiaatiovakio (K D ) .

Mitä suurempi tämä arvo, sitä helpommin elektrolyytti hajoaa ioneiksi, sitä enemmän sen ioneja on liuoksessa. Esimerkiksi: HF ═ H + + F־

Tämä arvo on vakio tietyssä lämpötilassa ja riippuu elektrolyytin, liuottimen laadusta.

Polyemäksiset hapot ja polyhappoemäkset dissosioituvat vaiheittain. Esimerkiksi rikkihappomolekyylit poistavat ensin yhden vetykationin:

H2S04-H+ + HSO4-.

Toisen ionin eliminaatio yhtälön mukaan

HSO 4 × H + + SO 4 ξ 2

menee paljon vaikeammaksi, koska sen on voitettava kaksinkertaisesti varautuneen ionin SO 4 ξ 2 aiheuttama vetovoima, joka tietysti vety-ionin houkuttelee itseensä voimakkaammin kuin kerran varautunut ioni HSO 4 . Siksi dissosiaation toista vaihetta esiintyy paljon vähemmän kuin ensimmäistä.

Myös emäkset, jotka sisältävät useamman kuin yhden hydroksyyliryhmän molekyylissä, dissosioituvat vaiheittain. Esimerkiksi:

Ba(OH)2-BaOH+ + OH-;

BaOH + \u003d Ba 2+ + OH -.

Keskipitkät (normaalit) suolat hajoavat aina metalli-ioneiksi ja happotähteiksi:

CaCl 2 \u003d Ca 2+ + 2Cl -;

Na 2SO 4 \u003d 2Na + + SO 4 2-.

Happosuolat, kuten moniemäksiset hapot, dissosioituvat vaiheittain. Esimerkiksi:

NaHC03 \u003d Na + + HCO 3-;

HCO 3 - \u003d H + + CO 3 2-.

Toisessa vaiheessa dissosiaatioaste on kuitenkin hyvin pieni, joten happosuolaliuos sisältää vain pienen määrän vetyioneja.

Emäksiset suolat hajoavat emäksisten ja happotähteiden ioneiksi. Esimerkiksi:

Fe(OH)Cl2 = FeOH 2+ + 2Cl-.

Päätähteiden ionien sekundaarista dissosiaatiota metalli- ja hydroksyyli-ioneiksi ei juuri tapahdu.

Säännöt aineiden elektrolyyttisen dissosiaatioiden yhtälöiden laatimiseksi

Prosessia, jossa elektrolyytit hajoavat tai hajoavat ioneiksi, kutsutaan elektrolyyttiseksi dissosiaatioksi. Hajoneiden molekyylien tai kiteiden aineosat ovat hiukkasia, joilla on varaus. Niitä kutsutaan ioneiksi.

Ionit ovat negatiivisia ja positiivisia. Positiivisia ioneja kutsutaan kationeiksi, negatiivisia anioneiksi.

Aineiden liuokset, joiden molekyylit tai kiteet voivat hajota ioneiksi (dissosioitua), voivat johtaa sähkövirtaa. Siksi niitä kutsutaan elektrolyytiksi. Usein elektrolyyttistä dissosiaatiota kutsutaan yksinkertaisesti: dissosiaatioksi.

Aineen liukenemisprosessi eroaa dissosiaatiosta siinä, että liukenemisen aikana aineen hiukkaset jakautuvat tasaisesti liuottimen (veden) molekyylien kesken koko liuoksen tilavuudessa ja dissosiaatioprosessissa aineen hiukkaset jakautuvat tasaisesti liuottimen (veden) molekyylien kesken. aine (kiteet tai molekyylit) hajoaa aineosiksi.

Siksi hyvällä liukoisuudella aine ei aina dissosioidu hyvin.

On aineita, joiden molekyylit tai kiteet hajoavat helposti ioneiksi. Niitä kutsutaan vahvoiksi elektrolyyteiksi.

Vahvat elektrolyytit:

Vahvojen elektrolyyttien hajoaminen on peruuttamatonta

On aineita, joiden molekyylit tai kiteet eivät helposti hajoa ioneiksi. Niitä kutsutaan heikoiksi elektrolyytiksi.

Heikot elektrolyytit:

Heikkojen elektrolyyttien dissosiaatio tapahtuu reversiibelisti, eli molekyylin hajoamisen aikana muodostuneet ionit yhdistyvät uudelleen muodostavat alkuperäisen molekyylin. Reaktion palautuvuutta osoittavat monisuuntaiset nuolet: ↔ heikoilla elektrolyyteillä käänteinen reaktio (assosiaatio) voittaa molekyylien hajoamisen ioneiksi.

1. Vahvojen elektrolyyttien hajoaminen

Happojen dissosioitumisen aikana niiden molekyylit hajoavat aina positiivisesti varautuneiksi vety-H-ioneiksi ja happotähteiden negatiivisesti varautuneiksi ioneiksi.

Harkitse yhtälöä hapon dissosiaatiolle vahvassa elektrolyytissä. (videotunti)

Emästen dissosioitumisen aikana niiden molekyylit hajoavat aina positiivisesti varautuneiksi metallinooneiksi ja negatiivisesti varautuneiksi hydroksidi-ioneiksi (OH -).

2. Harkitse emäksen – vahvan elektrolyytin – dissosiaatioyhtälöä. (Videotunti)

3. Suolojen hajoamisen aikana niiden molekyylit hajoavat aina positiivisesti varautuneiksi metalli-ioneiksi ja negatiivisesti varautumattomiksi happamiksi jäännöksiksi.

Harkitse yhtälöä suolan, vahvan elektrolyytin, dissosiaatiolle. (videotunti)

4. Suolan dissosiaatioyhtälön laatiminen, jossa happojäännös koostuu yhdestä alkuaineesta (kloridi (C1), sulfideista ( S ), eroaa yhtälöistä, joissa suolamolekyyleissä on kaksi alkuainetta happojäännöksessä. (videotunti)

5. Heikkojen elektrolyyttien dissosiaatio(videotunti)

heikkojen elektrolyyttien moniemäksisten happojen hajoaminen ioneiksi tapahtuu asteittain (askelittain). Tässä tapauksessa jokaisessa dissosiaatiovaiheessa muodostuu yksi vetyioni H ja negatiivisesti varautuneita happamien tähteiden ioneja. Tarkastellaan happoheikon elektrolyytin (H 2 CO 3) dissosiaatioyhtälöä.

6 Dissosiaation toinen vaihe HCO 3 - ↔ H + + CO 3 -

Hapon, heikon elektrolyytin, dissosiaatiovaiheiden lukumäärä on yhtä suuri kuin vetyatomien lukumäärä H sen molekyylissä.

Polyhappoemästen heikkojen elektrolyyttien dissosioituminen ioneiksi tapahtuu asteittain (askelittain). Tässä tapauksessa jokaisessa dissosiaatiovaiheessa muodostuu 1 hydroksidi-ioni (OH-) (videotunti)

Tällaiset emäkset sisältävät yleensä useita OH-ryhmiä. Tarkastellaan emäksen - heikon elektrolyytin - dissosiaatioyhtälöä Mg (OH) 2

Dissosioitumisen ensimmäinen vaihe

Mg (OH) 2 ↔ MgOH + + OH -

Emäksen dissosiaatiovaiheiden lukumäärä - heikko elektrolyytti on yhtä suuri kuin sen molekyylissä olevien OH-ryhmien lukumäärä. (videotunti)

Heikkojen elektrolyyttien suolojen dissosiaatioyhtälöt ioneiksi kirjoitetaan yhdessä vaiheessa. Tällöin muodostuu happojäännöksen positiivisesti varautuneita metalli-ioneja ja negatiivisesti varautuneita IONeja. Harkitse yhtälöä suolan dissosiaatiolle - heikko elektrolyytti Ca 3 (RO 4) 2

Ca 3 (RO 4) 2 ↔ 3Ca 2+ + 2RO 4 3- (videotunti)

Reaktiot kokeiluihin (videotunti)

1. Ioninvaihtoreaktiot kaasun kehittymisen kanssa

Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d CO 2 + H 2 O + 2NaCl

2. Ioninvaihtoreaktiot, jotka johtavat kirkkaanväristen suolojen muodostumiseen

FeCl 3 + 3KNCS \u003d Fe (NCS) 3 + 3KCl

BaCl 2 + K 2 CrO 4 = BaCrO 4 ↓+ 2KCl

NiSO 4 + 2NaOH \u003d Ni (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

CuSO 4 + 2NaOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

3. Neutralisaatioreaktio

NaOH + HCl \u003d NaCl + H 2 O

4. Muutokset elektrolyyttien dissosiaatiossa eri lämpötiloissa